【专题三】元素周期律 元素周期表
【考点突破】
考点1 原子结构
1.原子组成(X A Z )????
?????????????-质序数决定元素的化学性决定主族最外层电子数决定周期序数电子层数个带负电荷核外电子数决定元素的同位素个中子元素的种类决定核电荷数个质子带正电荷原子核::)(:)(;:)()(Z Z A Z 2.等量关系
(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。
(2)质子数(Z)=核外电子数=核电荷数=原子序数。
(3)阳离子所带电荷数=阳离子核内质子数-阳离子核外电子数。
(4)阴离子所带电荷数=阴离子核外电子数-阴离子核内质子数。
方法点击 原子结构是高考的热点之一，解决此类问题关键在于抛开题目所给新信息的干扰，弄清(X A Z )的含义，掌握质子数、中子数、质量数、核外电子数之间的关系，只有这样才能顺利解答问题，在解题时一定要看清题干要求。
规律与特例：规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以我们在学习中还要掌握元素原子结构的特征规律。核电荷数为1—18的元素的原子结构是大纲和高考重点要求与考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。
1.规律：
(1)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C ；3倍的是O ；4倍的是Ne ；1/2倍的是Li 、Si 。
(3)电子层数跟最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
(4)最外层电子数是电子层数2倍的原子是He 、C 、S ；3倍的是O 。
2.特性：
核电荷数为1—18的元素的特征性质：
(1)气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H 。
(2)单质硬度最大，熔沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C 。
(3)原子半径最大的是K ，最小的是H 。
(4)单质与水反应生成氧气，气态氢化物最稳定，只有负价而无正价的是F 。
方法点击 区分以上概念，首先需要明确各概念所使用的范畴，如同位素是指原子，同素异形体是指单
质，同分异构体、同系物一般适用于有机物，然后抓住概念的实质进行区分，否则容易混淆。 考点3 元素周期律、元素周期表
1.元素周期表
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??????????????????????稀有气体元素零族仅由长周期元素构成个副族共同构成由短周期和长周期元素个主族十六个族十八个纵行种元素最多容纳周期第不完全周期种元素周期第种元素周期第种元素周期第长周期种元素周期第种元素周期第种元素周期第短周期七个周期七个横行元素周期表:)—(:7)—(:7)()32(7:)32(6),18(5),18(4:)
8(3),8(2),2(1:)(VIIB IB VIIA IA 2.元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。这里所讲的元素性质
内容
同周期元素(从左到右) 同主族元素(从上到下) 原
子
结
构 核电荷数 递增 增大 电子层数 相同 增多 最外层电子数 增多 相同 原子半径
逐渐减小(1e -—8 e -) 逐渐增大 元素性
质 主要化合价 最高正价由+1→+7
最低负价由-4→-1
最高正价、最低负价相同 最高正价=族序数 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱酸性增强 碱性增强酸性减弱 非金属的气态氢化物 稳定性 增强
减弱 形成难易 难易 易难 单质的氧化性或还原性
还原性减弱氧化性增强 还原性增强氧化性减弱 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱非金
属性逐渐增强 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
方法点击 1.注意：
(1)F 没有正价；O 除氟化物外，一般不显正价；金属元素一般无负价。主族元素最高正价=最外层电子数=族序数；主族元素最低负价=最外层电子数-8=族序数-8。
(2)非金属性的正价有多种，一般是由共用电子对的偏移形成的。简单的阴离子的价态均是最低负价，如S 2-、Cl -、P 3-等。所以我们在用化合价判断元素在周期表中位置时，一定要分清是否为最高正价和最低负价，如某主族元素R 的化合物为Na 2R 、RO 2，则R 在元素周期表中的位置为_________。
此题就不能用RO 2中R 的+4价来确定R 在元素周期表中的位置，因为不能确定RO 2中R 的+4价是最高正价。
2.规律：
(1)“阴上阳下”规律
具有相同电子层结构的离子，阴离子元素在阳离子元素的上一个周期。
如：“X m+”“Y n-”的电子层结构相同，则X 元素在Y 元素的下一个周期，故原子序数X>Y 。
(2)“序差”规律
同一周期ⅡA与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。
相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。
若A、B是同族相邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，若A在B的上一周期。当：
A、B在与ⅠA或ⅡA族时，y=x+m
A、B在与ⅢA—0族时，y=x+n
3.由原子序数确定元素位置
例如：84号元素、88号元素在周期表中的位置
首先确定零族元素的原子序数，方法：每一周期所容纳的元素种类为2、8、8、18、18、32、32，计算出与84比较接近的零族元素的原子序数，第6周期零族元素是86号元素，然后84与86比较得出结论，84号元素是第6周期ⅡA族；同理88号元素是第7周期ⅥA族。
考点4 元素的“位─构─性”之间的关系(如下图所示)
方法点击本考点是无机化学的核心知识，因此是高考中每年必考的重点知识。在复习中一定要抓住元素的“位─构─性”之间的关系,掌握一点来推测另两点。
例：A、B、C、D是四种短周期元素，已知A、C同主族，B、D同周期，A的气态氢化物比C的气态氢化物稳定，B的阳离子比D的阳离子氧化性强，若B的阳离子比C的阴离子少一个电子层，下列比较中不正确的是( )
A. 原子序数：A>B>C>D
B. 原子半径：D>B>C>A
C. 单质熔点：B>D，C>A
D. 最高价氧化物对应水化物的酸碱性：A>C，D>B
首先由题意确定A、B、C、D在元素周期表中的位置：
如图，根据元素周期律及元素周期表就可以推出正确选项为A。
考点5 电子数相同的粒子
1.核外电子总数为2的粒子：He、H-、Li+、Be2+。
2.核外电子总数为10的粒子
①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne。
NH、H3O+。
②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、+
4
NH。
③阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、-
2
3.核外电子总数为18的粒子
①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4等。
②阳离子：K +、Ca 2+。
③阴离子：S 2-、HS -、Cl -、-
22O 。
4.核外电子总数及质子数均相等的粒子：
①Na +、+4NH 、H 3O +。
②F -、OH -、-2NH 。
③HS -、Cl -。
④N 2、CO 、C 2H 2。
⑤C 6H 6、B 3N 3H 3。
方法点击 在学习电子数相同的粒子时，一定要利用元素周期表这一化学工具。
如：10电子粒子在元素周期表中以10电子的Ne 原子向后推有：Na +、Mg 2+、Al 3+；向前推有N 3-、O 2-、F -、OH -、-2NH 、+4NH 、H 3O +、CH 4、NH 3、H 2O 、HF 。
18电子的应以Ar 向前后扩散，但不要忘记(9+9=18)如：F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、CH 3F 、N 2H 4等。 形成一定的思维定式可以提高做题的速度,但有时要打破自己的这种思维定式。
例如：(2005全国高考理综Ⅰ) 甲、乙、丙、丁为前三周期元素形成的粒子，它们的电子总数相等。已知甲、乙、丙为双原子分子或负二价双原子阴离子，丁为原子。
(1)丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，反应的化学方程式是__________________。
(2)乙在高温时是一种还原剂，请用化学方程式表示它在工业上的一种重要用途：__________________。
(3)在一定条件下，甲与O 2反应的化学方程式是____________________________________。
(4)丁的元素符号是_________，它的原子结构示意图为_________。
(5)丁的氧化物的晶体结构与_________的晶体结构相似。
我们看到此题中有等电子的粒子就想到10电子体、18电子体，但按10电子体、18电子体推不出正确结论，所以我们要打破这种思维定式，重新找突破口：丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，经排查知中学化学中常见的这种反应是：电石与水反应生成可燃性气体C 2H 2，这样此题就迎刃而解。丙为-22C 有14个电子，甲、乙、丁也含14个电子，依题意得：甲为N 2、乙为CO 、丁为SiO 2。
考点6 粒子半径大小比较
1.一般电子层数越多，其半径越大〔极少数例外，如r(Li) 此规律包含了如下两种情况： (1)同主族元素，由上而下，原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，如：r(K)＞r(Na)，r(K +)＞r(Na +)。 (2)原子半径比相应的阳离子半径大，如：r(K)＞r(K +)，r(Mg)＞r(Mg 2+)。 2.若电子层数相同，核电荷数越多，其半径越小。 (1)同周期主族元素自左至右原子半径逐渐减小(0族例外)，如：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)。 (2)电子层数相同的离子，核电荷数越大，半径越小，如：r(O 2-)＞r(F -)＞r(Na +)＞r(Mg 2+)。 3.若电子层数、核电荷数均相同，最外层电子数越多，半径越大。 (1)同一元素的原子和阴离子，原子半径比阴离子半径小，如：r(F)＜r(F -)。 (2)同一元素价态不同的阳离子，核外电子数越多，半径越大，如r(Fe 2+)＞r(Fe 3+)。 方法点击 粒子半径大小比较归纳为“同层比核，同核比层”。 “同层比核”如：Na +与F -，Cl 与S ，Cl -与S 2-；电子层数相同，核电核数越大，核对电子的引力越大，半径越小；同理，“同核比层”，例：Na 与Na +、Cl 与Cl -的核电荷数相同，核外电子数越大，原子(或离子)半径越大。 在解答这类问题时，我们可以借助元素周期表进行解答。 如：(经典回放)X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的核外电子结构，下列叙述正确的是( ) A.原子序数X＜Y B.原子半径X＜Y C.离子半径X＞Y D.原子最外层电子数X 解析：由题意可知X、Y在周期表中的位置如图所示，所以原子序数X＞Y；原子半径X＞Y；离子半径X ＜Y(同层比核)。所以只有D正确。 考点7 判断元素金属性、非金属性的方法 1.比较元素非金属性的强弱方法 (1)根据元素在周期表中的位置判断(同主族、同周期的递变规律)。 (2)根据非金属单质和氢气化合的难易程度进行判断。 (3)根据气态氢化物的稳定性判断。 (4)根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行判断。 (5)根据非金属间的置换反应判断。 2.比较元素金属性的强弱方法 (1)根据元素在周期表中的位置判断(同主族、同周期的递变规律)。 (2)根据单质与水或酸反应的难易判断。 (3)根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱进行判断。 (4)根据组成原电池的电极情况判断。 (5)根据金属间的置换反应判断。 (6)根据金属活动性顺序表判断。 方法点击判断元素非金属性、金属性强弱除借助元素周期表及元素周期律来判断，但还要特别注意：判断元素非金属性强弱用酸性强弱进行判断一定是最高价含氧酸的酸性，如硫酸的酸性＞磷酸可以判断出S的非金属性＞P的非金属性，但H2SO3的酸性＞HClO、HCl的酸性＞H2S均不能判断非金属性强弱。 判断元素金属性强弱用碱性强弱进行判断一定是最高价碱的碱性，如Fe(OH)2的碱性强弱就不能判断金属性强弱。 【精题精讲】 1. 据报道，N5是破坏力极强的炸药之一，18O2是比黄金还贵重的物质。下列说法正确的是( ) A.18O2中含18个中子 B.原子半径：N＜18O C.N5和N2互为同位素 D.2N5====5N2是化学变化 答案:D 解析：本题考查同位素、同素异形体及物质粒子之间的包含关系。A项18O2中含20个中子；由周期律可知原子半径：N＞18O；N5和N2互为同素异形体，不是互为同位素，不要产生概念上的混淆。 2.下列性质的比较中，正确的是( ) A.熔点：Li>Na>K>Rb B.沸点：NH3 C.热稳定性:SiH4>PH3>H2O＞HF D.酸性：HClO>H2SO4>H3PO4＞H2CO3 答案：A 解析：本题考查元素周期律知识。由于NH3分子间含有氢键，沸点出现反常情况：PH3＜AsH3＜SbH3＜NH3。热稳定性: HF＞H2O＞PH3＞SiH4，和元素的非金属性一致。酸性：一般规律非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强，即HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3。 3.(北京西城抽样测试) 下表为元素周期表短周期的一部分。下列有关A、B、C、D、E五种元素的叙述 中，不正确的是( ) A.A 与B 形成的阴离子可能有：-23AB 、- 242B A B.E 的氢化物的沸点比C 的氢化物的沸点高 C.D 在过量的B 中燃烧的主要产物为DB 2 D.A 与E 形成的化合物是非极性分子 答案：B 解析：本题以元素周期表为推断工具，考查了元素化合物的性质，由题给表为元素周期表短周期的一部分，可知A 是C 元素，B 是O 元素，C 为F 元素，D 是S 元素，E 是Cl 元素。所以A 与B 形成的阴离子较多(有机物)，A 项中是碳酸根和草酸根；HF 分子间有氢键，所以沸点：HF>HCl;C 在过量的O 2中燃烧的主要产物为CO 2；CCl 4是非极性分子。 4. 运用元素周期律分析下面的推断。其中错误的是( ) A.已知Ra 是第7周期、ⅡA 族的元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强 B.已知As 是第4周期、ⅤA 族的元素，故AsH 3的稳定性比NH 3的稳定性强 C.已知Cs 的原子半径比Na 的大，故Cs 与水反应比Na 与水反应更剧烈 D.已知Cl 的核电荷数比Al 的核电荷数大，故 Cl 的原子半径比Al 的原子半径小 答案：B 解析：本题运用元素周期律分析解决问题。每一主族，随着原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，所以A 、C 正确，B 项NH 3的稳定性比AsH 3的稳定性强。每一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，所以D 正确。 5.核磁共振(NMR)技术已广泛用于复杂分子结构的测定和医学诊断等高科技领域。已知只有质子数或中子数为奇数的原子核有NMR 现象。试判断下列哪组原子均可以产生NMR 现象( ) A.18O 、19O 、24Mg B.12C 、31P 、27Al C.第ⅤA 族原子 D.第3周期原子 答案：C 解析：本题考查质子数、中子数、质量数之间的关系，质量数=质子数+中子数。A 中只有19O 的中子数为11，为奇数；B 中12C 质子数、中子数都为6，不是奇数；第VA 族原子最外层都是5，内层为偶数，所以质子数都是奇数，正确；D 项第3周期原子质子数既有偶数又有奇数。 6. 短周期元素X 、Y 、Z 中，X 元素位于Y 的前一周期，其原子最外电子层只有一个电子，Y 原子的次外层电子数是最外层电子数的1/3；Z 原子的最外层电子数与Y 相同。下列X 、Y 、Z 之间形成化合物的化学式不正确的是( ) A.X 2Z B.ZY 3 C.X 2Y 2 D.XZ 2 答案：D 解析：本题考查元素在周期表中的位置，体现位置和结构之间的关系。由题意可知X 元素为H ，Y 为O ，Z 为S 。H 2S 、SO 3、H 2O 2。D 错误，不符合事实。 7. 下列有关物质性质的比较中，正确的是( ) A.熔点：CO 2＜H 2O ＜SiO 2＜KCl B.粒子半径：K +＞Na +＞Mg 2+＞Al 3+ C.酸性：H 3PO 4＞H 2SO 4＞HClO 4＞H 2SiO 3 D.稳定性：H 2O ＜NH 3＜PH 3＜SiH 4 答案：B 解析：本题考查位置、结构、性质三者之间的关系。A 项CO 2、H 2O 的固体是分子晶体，SiO 2是原子晶 体，KCl是离子晶体，一般规律熔点：分子晶体<离子晶体<原子晶体，所以A错；B项“同层比核”，核电核数越大，半径越小，所以B正确；C项元素非金素性越强，最高价含氧酸酸性越强，氢化物稳定性越强。酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3；稳定性：SiH4＜PH3＜NH3＜H2O。 8.已知W、X、Y、Z为四种短周期元素，原子序数依次增大。其中W元素的原子核内只有1个质子；X 是化合物种类最多的元素；Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍；Z是短周期中最活泼的金属元素。 (1)X的原子结构示意图为__________________。 (2)XY2与Z2Y2反应的化学方程式____________________________________。 (3)W、Y、Z三种元素可组成一种离子化合物，其中阳离子所含电子数与阴离子所含电子数之比为___________________________。 答案：(1) (2)2CO2+2Na2O2====CO3+O2 (3)1∶1 解析：本题考查元素及其化合物之间的结构、性质的关系。由题意可知：W元素为H，X元素为C，Y为O元素，Z是Na。XY2为CO2，Z2Y2为Na2O2，W、Y、Z三种元素可组成一种离子化合物：NaOH，Na+、OH-所含电子数都是10，之比为1∶1。 【专题演练】 一、单项选择题(本题包括5小题，每小题4分，共20分) 1．第3周期元素X，它的原子核外最外层实现8电子稳定结构所需电子数小于次外层和最内层的电子数之差，且等于最内层电子数的整数倍．则下列说法正确的是() A．X元素最高价氧化物的水化物一定是强酸 B．X元素的氢化物的化学式一定为H2X C．X元素在常温下稳定存在的氧化物一定能与烧碱反应 D．X的单质一定是良好的半导体材料 解析：符合要求的元素X为S和Si.H2SO4为强酸，H2SiO3为弱酸，A错误；X的氢化物为H2S或SiH4，B错误；SO2、SiO2都可与NaOH反应，C项正确；Si晶体为半导体材料，而S的单质不是半导体材料，D错误． 答案：C 2．(2011·屯溪模拟)下列各组物质性质比较中，正确的是() A．氢化物沸点：HI＞HBr＞HCl＞HF B．离子半径：K＋＞Cl－＞S2－ C．分子稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI D．单质熔点：Li＜Na＜K＜Rb 解析：A中HF分子间含有氢键，其沸点反常；B中半径由大到小为S2－＞Cl－＞K＋；C正确；D中单质熔点由高到低顺序为Li＞Na＞K＞Rb. 答案：C 3．(2011·东北四市模拟)A、B、C、D、E五种短周期元素从左向右按原子序数递增(原子序数为5个连续的自然数)的顺序排列如下： A B C D E A．若E元素最高化合价为＋7时，D元素的最低负化合价为－2 B．若A(OH)n为强碱时，B(OH)m也一定为强碱 C．若H n EO m为强酸时，D的非金属性一定很强 D．若H n CO m为强酸时，E的单质可能有强还原性 解析：A项，E的最高正化合价为＋7，即为ⅦA族元素，则D为ⅥA族元素，故最低负价为－2，正确；B项，若A(OH)n是强碱，B(OH)m不应该为强碱，如NaOH与Mg(OH)2；C项，若H n EO m为强酸，即E的非金属性较强，而E的非金属性比D强，则D的非金属性不一定很强，故错误；D项，若H n CO m 为强酸，即C的非金属性较强，而E的非金属性更强，其单质应具有强氧化性，而不是强还原性．答案：A 4．X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不．正确的是() A．若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于Y B．若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子氧化性强 C．若X、Y均为非金属元素，则Y的气态氢化物比X的稳定 D．若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X 解析：X、Y是同周期元素，X的半径大于Y，则X的原子序数小于Y.若X、Y均为金属元素，同周期从左到右，元素的金属性从强到弱，离子的氧化性从弱到强，A项正确，B项不正确；若X、Y均为非金属元素，从左到右，元素的非金属性从弱到强，气态氢化物越来越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越来越强，C、D项正确． 答案：B 5．(2011·嘉兴模拟)下列叙述正确的是() A．铅位于周期表中金属与非金属元素交界处，可作半导体材料 B．若存在简单阴离子R2－，则R一定属于第ⅥA族元素 C．S和Se属于第ⅥA族元素，H2S还原性比H2Se的强 D．元素原子最外层电子数较小的金属一定比最外层电子数较它多的金属活泼性强 解析：铅不位于周期表中金属和非金属的分界线上，而属于金属，不可作半导体材料，A错误；S的非金属性强，其氢化物较稳定，C错误；钙和钠相比较，钙的金属性强，D错误． 答案：B 二、不定项选择题(本题包括5小题，每小题6分，共30分，每小题有1～2个选项正确) 6．X、Y、Z三种主族元素，X＋和Y－两种离子具有相同的电子层结构，Z原子核内质子数比Y原子核内质子数少9，Y－在一定条件下可被氧化成YZ－3.下列说法正确的是() A．离子半径X＋>Y－ B．X、Y、Z均属于短周期元素 C．化合物XYZ的溶液具有漂白性 D．Y属于ⅦA族元素 解析：由题意知，X应在Y的下一周期，由于Z的质子数比Y少9，故Y不可能为F，由此可推测，X为K，Y为Cl，Z为O.三者构成的KClO具有强氧化性，故其溶液具有漂白性，C项正确．相同电子层结构，核电荷数大的离子半径反而小，故A项错；K不属于短周期元素，B项错；Cl为ⅦA族元素，D项对． 答案：CD 7．(2011·汕头模拟)在元素周期表主族元素中，甲元素与乙、丙、丁三元素紧密相邻．甲、乙的原子序数之和等于丙的原子序数．这四种元素原子的最外层电子数之和为20.下列判断正确的是() A．原子半径：丙>乙>甲>丁 B．甲和乙或乙和丁所形成的化合物都是大气污染物 C．最高价氧化物对应水化物的酸性：丁>甲 D．气态氢化物的稳定性：甲>丙 解析：根据题意可知甲为原子序数为7的氮元素，乙为氧元素，丙为磷元素，则丁为碳元素，A项，原子半径丙>丁>甲>乙；B项，乙和丁形成的CO2不是大气污染物；C项，最高价氧化物对应水化物的酸性甲>丁；D项，气态氢化物的稳定性甲>丙． 答案：D 8．(2011·泰州调研)下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关X、W、Y、R、Z五种元素的叙述中正确的是() A．常温常压下，五种元素的单质中有两种是气态 B．Y、Z的阴离子的电子层结构都与R原子的相同 C．X的氢化物与其最高价氧化物对应水化物形成的盐溶液呈酸性 D．Y元素最高价氧化物对应水化物的酸性比W元素的弱 解析：由元素在元素周期表中的位置可知：X为N、W为P、Y为S、R为Ar、Z为Br.根据相应元素及化合物的性质，氮、氩元素的单质常温下为气态；Z(Br)的阴离子比R(Ar)多一个电子层；X的氢化物(NH3)与其最高价氧化物对应水化物(HNO3)形成的盐是NH4NO3，其溶液呈酸性；酸性：硫酸＞磷酸．答案：AC 9．(2011·临沂模拟)X、Y、Z分别是三种单质，它们都是常见的金属和非金属，M、N、R是常见的三种氧化物，其中一种具有高熔点，而且有如下反应(条件未标出，方程未配平)： (1)X＋Z→M；(2)M＋X→N；(3)M＋Y→R＋X.若X是非金属，则组成Y单质的元素在周期表中的位置是() A．第2周期ⅣA族B．第2周期ⅥA族 C．第3周期ⅡA族D．第3周期ⅣA族 解析：由方程式(3)可知X 不是氧气，理由是M 的组成元素为X 、Z ，方程式(3)的反应物共含三种元素，而产物中X 为O 2，R 由O 和另一种元素组成，可见产物仅含两种元素，是不成立的，所以Z 为O 2.X 为非金属，则Y 必为金属，只有C 符合题意. 答案：C 10．(2011·汕头模拟)下列叙述中正确的是( ) A ．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B ．除短周期外，其他周期均有18种元素 C ．副族元素中没有非金属元素 D ．碱金属元素是指ⅠA 族的所有元素 解析：短周期元素的最高正化合价一般等于其最外层电子数即族序数，但F 无正价，O 无最高正价，A 错误；除短周期外，第四、五周期均有18种元素，但第六周期有32种，第七周期尚未排满，B 项错误；碱金属是指Li 、Na 、K 、Rb 、Cs 、Fr 元素，并不包括ⅠA 族的氢元素，D 项错误． 答案：C 三、非选择题(本题包括4个小题，共50分) 11．(11分)下列为元素周期表的一部分，表中阿拉伯数字(1、2……)是原周期表中行或列的序号．请参照元素A ～I 在表中的位置，回答下列问题． (1)B 、C 、H 三元素中非金属性最强的是________(写出元素名称)，写出工业上制取CD 气体的化学方程式______________________________________________________ ________________________________________________________________________. (2)表中某元素能形成两性氧化物，写出该氧化物溶于氢氧化钠溶液的离子方程式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________. (3)表中某元素的单质在常温下为气态，该元素能与A ～I 中的一种元素构成原子个数比为1∶1和1∶2的两种共价化合物X 和Y ，该元素还能与A ～I 中的另一种元素构成原子个数比为1∶1和1∶2的两种离子化合物Z 和M.写出Z 与Y 反应的化学方程式：_______ ________________________________________________________________________. 解析：(1)B 、H 分别处于第ⅣA 的 第二、三周期，是C 、Si 元素，同主族元素原子序数越大，非金属性越弱，B 、C 分别处于第二周期第ⅣA 、V A 族，是C 、N 元素，同周期元素原子序数越大，非金属性越强，综合分析C(N)非金属性最强．工业上制取NO 气体是氨的催化氧化反应． (2)该元素是G(Al)元素，其氧化物为Al 2O 3. (3)由题意可知X 和Y 分别是H 2O 2 和H 2O ，Z 和M 分别是Na 2O 2和 Na 2O. 答案：(1)氮 4NH 3＋5O 2=====高温 催化剂4NO ＋6H 2O (2)Al2O3＋2OH－===2AlO－2＋H2O (3)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 12．(14分)(2011·南京模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一元素. (1)1 mol A与足量D的氢化物完全反应产生的气体在标准状况下的体积为________． (2)写出B的最高价氧化物的电子式________． (3)表中的另一种金属元素(未标出)的单质G，可以发生如图所示转化： 其中化合物M是一种白色胶状沉淀，则M为________(填化学式)；K的溶液与B的某种氧化物反应的化学方程式为________________________________________________ ________________________________________________________________________； 一种新型无机非金属材料由G元素和C元素组成，其化学式为_________________． 解析：由表可知，A为Na，B为C(碳)，C为N，D为O，E为S，F为Cl. (1)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，则1 mol Na完全反应产生0.5 mol H2，标准状况下的体积为11.2 L. (2)B的最高价氧化物为CO2，其电子式为． (3)G既可与NaOH溶液反应，又能与Cl2反应，且M为白色胶状沉淀，则G为Al，K为NaAlO2，L 为AlCl3，M为Al(OH)3. 答案：(1)11.2 L(2) (3)Al(OH)3NaAlO2＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋NaHCO3(或2NaAlO2＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3)AlN 13．(14分)(2011·德州模拟)某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下系列实验．Ⅰ.(1)将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入到足量的同浓度的盐酸中，试预测实验结果：________与盐酸反应最剧烈，________与盐酸反应的速度最慢；________与盐酸反应产生的气体最多． (2)向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明Cl的非金属性比S强，反应的离子方程式为__________________________________________________________________． Ⅱ.利用下图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律 (3)仪器B的名称为____________，干燥管D的作用为防止________． (4)若要证明非金属性：Cl>I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4，(KMnO4与浓盐酸常温下反应生成氯气)，C中加淀粉碘化钾混合溶液，观察到C中溶液________的现象，即可证明．从环境保护的观点考虑，此装置缺少尾气处理装置，可用________溶液吸收尾气． (5)若要证明非金属性：C>Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液，观察到C中溶液________________________的现象，即可证明．但有的同学认为盐酸具有挥发性，可进入C中干扰实验，应在两装置间添加装有________溶液的洗气瓶． 解析：Ⅰ.(1)钠、钾同主族，钾的金属性强；钠、镁、铝同周期，金属性依次减弱．金属性由强至弱的顺序为钾、钠、镁、铝，故钾与盐酸反应最剧烈，铝与盐酸反应最缓慢．根据电子得失守恒，失去的电子数越多，与盐酸反应生成的氢气越多． (2)氯气和Na2S反应生成NaCl和单质硫． Ⅱ.(4)本实验利用KMnO4与浓盐酸反应制备氯气，然后让氯气与淀粉碘化钾混合溶液反应，根据溶液颜色的变化来比较氯和碘非金属性强弱．过量的氯气会逸散到空气中，污染环境，应用碱液吸收．(5)利用强酸制弱酸的原理比较硅和碳的非金属性强弱，制二氧化碳过程中有杂质氯化氢存在，不能说明是二氧化碳与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀，故应先用饱和NaHCO3溶液除去氯化氢．答案：(1)钾铝铝(2)S2－＋Cl2=== S↓＋2Cl－(3)锥形瓶倒吸(4)变蓝NaOH(5)有白色沉淀生成饱和NaHCO3 14．(11分)(2011·宿州模拟)有①～⑧八种短周期元素，其原子序数依次增大，其中②、⑦、⑧三种元素在周期表中的相对位置如下，且元素②所处主族的位置为所有主族的正中间. ② ⑦⑧ (1)元素②在周期表中的位置为________；②、⑦、⑧三种元素最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是____________________________(用化学式表示)． (2)如图所示，甲、乙、丙、丁均为①～⑧中某些元素形成的单质或化合物，反应a为置换反应，反应b为化合反应．单质乙与单质丙所含元素位于同一主族，试写出符合条件的反应a的两个化学方程式____________________________________________________、 ________________________________________________________________________. 解析：由元素②所处主族正中间，所以②从位于第2周期第ⅣA 族，可知②为碳元素，则⑦为硫元素，⑧为氯元素，②⑦⑧三种元素最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HClO 4＞H 2SO 4＞H 2CO 3.短周期元素中能发生主族间的置换反应的有①2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑，②SiO 2＋2C=====高温 Si ＋2CO ↑，③2H 2S ＋O 2=====点燃 2H 2O ＋2S ，符合上述条件的是①、②. 答案：(1)第2周期第ⅣA 族 HClO 4＞H 2SO 4＞H 2CO 3 (2)2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑ SiO 2＋2C=====高温 Si ＋2CO ↑ 元素周期表与元素周期律知识点归纳 1、元素周期表共有横行，个周期。其中短周期为、、。所含元素种类为、、。长周期包括、、。所含元素种类为、、。 第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。 2元素周期表有个纵行个族。包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列 。过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。包括哪些族。过渡元素全为元素。又称为。 3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 0族 4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系 若A在B的上一周期，设A的原子序数为a ⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。 ⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。 。 6、微粒半径大小判断的方法 。 。 。 7 与He原子电子层结构相同的简单离子。 与Ne原子电子层结构相同的简单离子。 与Ar原子电子层结构相同的简单离子。 阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。 8、阴上阳下规律 9原子得电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单 质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱 如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS 10、原子失电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱 如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力FeCu 11、同一主族元素及其化合物性质的递变性： 同主族元素的原子，最外层电子数，决定同主族元素具有的化学性质。从上到下原子的核电荷数依次，原子的电子层数依次，原了半径逐渐；原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐；原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。气态氢化物的稳定性逐渐。 12、同一周期元素及其化合物性质的递变性： 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数，但从左到右核电荷数依次，最外层电子数依次，原子半径逐渐（稀有气体元素除外）。原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。 原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐，气态氢化物的稳定性逐渐。 1.位、构、性的关系 根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。 2.周期表中数字与性质的关系 （1）由原子序数确定元素位置的规律：只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。 He：2、Ne：10、Ar：18、Kr：36、Xe：54、Rn：86 ①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2，则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA，如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。 ②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素在第6周 元素周期律教案（第一课时） 教学目标： 知识技能：让学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化；了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。 过程与方法：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力。 情感态度价值观：结合元素周期律的学习，帮助学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。 教材分析： 《元素周期律》是本章的第二节，本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。学情分析： 本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。 元素周期律和元素周期表的重要意义 元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。 （1）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。 （2）在自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论、甚至为指导新元素的合成、预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是重要的工具。 （3）在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 ①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 ②半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 ③催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们原子的d轨道没有充满有密切关系。于是，人们努力在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素能大大改善催化剂的性能。 ④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 ⑤矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序的元素较多，奇数原子序的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，电负性小的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，进入晶格，分布在地壳的外表面。 有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。 《元素周期表和元素周期律》专题训练 1. 230Th和232Th是钍的两种同位素，232Th可以转化成233U。 下列有关Th的说法正确的是( ) A. Th 元素的质量数是232 B. Th 元素的相对原子质量是231 C. 232Th 转换成233U是化学变化 D. 230Th和232Th的化学性质相同 2．下列有关元素的性质及其底边规律正确的是( ) A、IA族与VIIA族元素间可形成共价化合物或离子化合物 B、最高第二周期元素从左到右，正价从+1递增到+7 C、同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大 D、同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强 3．下列排序正确的是( ) A．酸性：H2CO3＜C6H5OH＜H3COOH B．碱性:Ba(OH)2＜Ca(OH)2＜KOH C．熔点：MgBr2＜SiCl4＜BN D．沸点：PH3＜NH3＜H2O 4．短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是() A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q 元素周期律教案 一、教材分析 本教材是利用已经学过的简单的元素以其化合物，如碱金属和卤素两类元素的知识，以及原子结构的理论知识，在此基础上引导学生揭示元素周期律和原子结构关系，从而揭示出元素周期律的实质。 二、教学目标 知识与技能方面： 1.了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化。 2.认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 过程与方法方面：通过学习元素周期律，培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。 情感态度与价值观方面：通过引导观察比较，对比归纳的方法增强学生的学习兴趣和学习自信。 三、教学重点和难点 了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化是本节课的教学重点。认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质则是本节课的教学难点。四、教学方法 本节课将采用启发式教学和引导讨论式的教学方法。 五、教学过程 教学 环节 教师活动学生活动设计意图 环节一：导入新课[讲述]我们在上学期已经学习了碱金属和卤素，同 学们你们回忆一下你们在学习这两节内容知道了什 么？有没有什么规律可循呢？ [回答]碱金属 都有金属性，而 且金属性强弱 不同。卤素都具 有氧化性，但氧 化性的强弱不 同。 情境创设， 导入新课 使学生容 易接受 过渡[讲述]同学们总结的很好。卤素不但性质相似结构 也相似。那么除了碱金属和卤素有规律可寻外其他 元素是否也有规律可寻呢？迄今世界上已经发现了 一般多种元素，那么这一般多种元素是否也同样有 相似之处呢？这些元素的原子结构和性质有关系 吗？今天就让我来带领大家学习一下关于元素周期 律的知识。 [倾听]为学习元 素周期律 做了更好 的铺垫 环节二：观察元素周期表找到规律[提问]首先让同学们来观察一下这个元素周期表， 从周期表里面大家能观察到有什么规律可寻吗？请 大家仔细观察然后给我说说你们观察到了什么？ [提问]同学们说的很正确，它们的化合价和半径都 有变化，那么它们是有规律的变化还是没有规律的 变化呢？ [讲述]对，同学们分析的很到位，我们发现随着原 子序数，原子核外电子排布也在发生变化。首先我 要告诉同学们我们把元素周期表的数列我们叫做主 族，我们把同一行叫做同一周期。下面大家再看看 这张表格。这是我们通过观察图片就能得到的信息。 从上面的表格中我们知道了，同一周期原子半径逐 [回答]它们的 化合价有变化， 它们的半径有 变化。 [回答]它们的 化合价有正负， 而且从左边大 多都是正价，右 边大多都是负 价，最后面的一 竖列都是0价。 通过观察 元素周期 表获得一 些元素周 期变化的 规律。 元素周期律和元素周期表易错知识点 【判断正误】 1、具有相同质子数的粒子都属于同种元素 2、符合8电子结构的分子都具有稳定的结构，不符合8电子结构的分子都不稳定 3、元素周期表中，含元素种类最多的周期是第6周期，含元素种类最多的族是ⅠA 4、第三周期元素的原子半径都比第二周期元素的原子半径要大 5、在Na2O和Na2O2组成的混合物中，阴离子与阳离子的个数比在1:1至1:2之间 6．原子量是原子质量的简称 7．由同种元素形成的简单离子，阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径 8．核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大 9．在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构 10．核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是： （1）原子和原子；（2）原子和分子；（3）分子和分子；（4）原子和离子；（5）分子和离子；（6）阴离子和阳离子；（7）阳离子和阳离子 11．元素周期表中，每一周期所具有的元素种数满足2n2（n是自然数） 12．位于同一周期的两元素的原子形成的离子所带负电荷越多，非金属性越强 13．非金属最低价的阴离子，只能失电子而不能再得电子，所以同族非金属最低价阴离子越向下，还原性越强 14．同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，所以的酸性逐渐减弱 15．ⅠA族的氢和钾，它们可以形成离子化合物KH，其中有K+离子和H-离子。 16．所有微粒均由质子、中子、电子构成17．同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 18．同一周期主族元素原子最外层电子排布都是1→8个电子 19．所有主族元素的最高正价都等于该元素所在的主族序数 20．IA族元素都是碱金属； 21．原子及其离子的核外电子层数都等于该元素所在的周期数 22．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 23．气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素是N （对） 24．通过5R-+RO3-+6H+=3R2+3H2O，可以判断R元素位于第ⅤA族。 25．元素周期表第18列是0族，第8.9.10列为第ⅧB族 26．HClO的结构式为H-Cl-O 27．原子核外各层电子数相等的元素一定是非金属元素 28．-和b Y m+两种简单离子（a,b均小于18），已知a X n-比b Y m+多两个电子层，则X一定是含3个电子层的元素 29．m个质子，n个中子，该元素的相对原子质量为m+n 30元素X,Y的原子序数相差2，则X与Y可能形成共价化合物XY 31非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 化学键易错知识点 【判断正误】 1．熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物 2．离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物不一定是离子化合物； 3．共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物； 4．共价键和离子键都只有存在于化合物中 5．熔融状态下能导电的化合物一定为离子化合物 6．离子键只能由金属原子与非金属原子之间形成 6．共价键只能由非金属元素的原子之间形成 7．活泼金属元素和活泼非金属元素之间一定形成离子键 8．任何分子内一定存在化学键 9．有的分子，例如稀有气体是单原子分子构成的，分子中没有化学键 元素周期律和元素周期表 作者：陆秀臣文章来源：本站原创点击数：2278 更新时间：2007-3-23 “新世纪”（鲁科版）必修2 第二节元素周期律和元素周期表 一．教材分析 （一）知识脉络 本节教材采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；再在元素周期律的基础上引导他们发现周期表中元素排布的规律，认识元素周期表的结构，了解同周期、同主族元素原子结构的特点，为下一节学习同周期元素性质的递变规律，预测同主族元素的性质奠定基础；同时，以铁元素为例，展示了元素周期表中能提供的有关元素的信息和金属与非金属的分区；最后以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质的异同。 （二）知识框架 （三）新教材的主要特点： 新教材通过对元素周期律的初探，利用图表（直方图、折线图）等方法分析、处理数据，增强了教材的启发性和探究性，注重学生的能力培养，如作图、处理数据能力、总结概括的能力，以及利用数据得出结论的意识。 二．教学目标 （一）知识与技能目标 1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。 2．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。 3．让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。 （二）过程与方法目标 1．通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表（直方图、折线图）分析、处理数据的能力。 2．通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。 3．通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。 （三）情感态度与价值观目标 1．学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义观点。 2．学习化学史知识，能使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。 三、教学重点、难点 （一）知识上重点、难点 元素周期律和元素周期表的结构。 （二）方法上重点、难点 学会用图表等方法分析、处理数据，对数据和事实进行总结、概括从而得出结论。四、教学准备 第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表 核外电子Z 个 核电荷数（Z ）=核内质子数=核外电子数 2、质量数 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫 质量数。 a 一一代表质量数； b —一代表质子数既核 c 一一代表离子的所带电 荷数； d —一代表化合价 e 一一代表原子个数 补充：1、原子是化学变化中的最小粒子； 2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子； 3、元素是具有相 同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称 二、核素、?同?位素 1、 定义： 核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。 —、原子結构. 1.原子核的构成 原子 A Z X 厂原子核 质子 中子 Z 个 （A-Z ）个 表示原子组成的一种方法 质量数一? 核 电荷数一? （核内质子数） 请看下列表示 a c* X e A z X ——元素符号 电荷数； 质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 阳离子aW ":核电荷数二质子数 ＞核外电子数， 核外电子数二a-m 阴离子, 核电荷数二质子数 ＜核外电子 数，核外 ?：核电荷数二质子数 ＜核外电子数，核外 电子数二b+ n =原子序数 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素（原子）互为同位素。 2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。 练习： 1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为’零号 粒子的说法不正确的是（） B.该粒子质量数为4 D.该粒子质量比氢原子大 五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小 高考总复习 元素周期表与元素周期律 【考纲要求】 1．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构（周期、族）及其应用。 2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3．以ⅠA 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 【考点梳理】 要点一、元素周期表 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 2．编排原则 （1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行； （2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。 3．元素周期表的结构（“七横十八纵”） 表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。 4．原子结构与周期表的关系 （1）电子层数=周期数 （2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F 、O ） （3）质子数=原子序数 要点二、元素周期律 1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。 2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。 注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等 3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种 1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种 周期（7个） 主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行 0族（1个）：表中最右边 族 元素周 期 表 物质结构与元素周期律 一、原子的构成 1、原子： 2、两个关系式： （1）核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数＝原子序数。 （2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。 【例 1】某元素的一种核素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1H原子组成H m X分子，在a g H m X分子中含质子的物质的量是() 二、核外电子排布 1、电子运动特点：①较小空间；②高速；③无确定轨道。 2、电子云：表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子的多少。 3、电子层：根据电子能量高低及其运动区域不同，将核外空间分成个电子层。 表示：层数 1 2 3 4 5 6 7 符号K L M N O P Q n值越大，电子运动离核越远，电子能量越高。电子层实际上并不存在。 4、能量最低原理：电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后排布在能量稍 高的电子层，即电子由内而外逐层排布。 5、排布规律：①各电子层最多容纳的电子数目是个。 ②最外层电子数不超过个。（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过32个。 6、表示方法： ①原子、离子结构示意图。 ②原子、离子的电子式。 三、电子式的书写 【例 2】下列化学用语中，书写错误的是( ) 根据元素周期律，把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行， 这样得到的表就叫做元素周期表。 1、编排依据 （1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行，得到。 （3）把最外层电子数相同的元素排成一个纵行，得到。 2、结构 短周期：1、2、3 周期（7个横行）长周期：4、5、6 不完全周期：7 7个主族：ⅠA～ⅦA 族（18个纵行）7个副族：ⅠB～ⅦB 16个族第Ⅷ族 零族（稀有气体） 【例 3】甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是() A．x＋2B．x＋4 C．x＋8 D．x＋18 【例 4】若甲、乙分别是同一周期的ⅡA和ⅢA元素，原子序数分别为m和n，则下列关于m 和n的关系不正确的是 ( ) A．n＝m＋1 B．n＝m＋18 C．n＝m＋25 D．n＝m＋11 【例 5】下列叙述中正确的是() A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 B．除短周期外，其他周期均有18种元素 C．副族元素中没有非金属元素 D．碱金属元素是指第ⅠA族的所有元素 2011年高考化学一轮复习精讲精练 第7讲 元素周期表、元素周期律 1.从元素原子最外层电子排布、 原子半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。 2.了解元素周期表的结构(周期、族)，知道金属、非金属在周期表中的位置。 3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。 4.以IA 、VIIA 元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。 5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 基础过关 编排依据 具体表现 形 式 七主七副零和 八 三长三 短 一不 高中必修二化学知识点规律大全 ——物质结构元素周期律 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义：表示 Na中，Na原子元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 11 的质量数为23、质子数为11、中子数为12． [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子． (4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的． 2．元素周期律 [原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数． 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 [元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律] 元素周期表、元素周期律（是什么） 1．(2015·海南高考)下列离子中半径最大的是() A．Na＋B．Mg2＋ C．O2－D．F－ 解析：选C选项中的离子都具有相同的电子层结构，对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小。 2．“嫦娥一号”卫星在北京航天飞机控制中心科技人员的精确控制下，准确落于月球东经52.36°、南纬1.50°的预定撞击点。“嫦娥一号”担负的四大科学目标之一是探测下列14种元素的含量和分布情况：K、Th(钍)、U(铀)、O、Si、Mg、Al、Ca、Fe、Ti(钛)、Na、Mn、Cr(铬)、Gd(钆)，其中属于主族元素的有() A．4种B．5种 C．6种D．7种 解析：选D K、Na属于ⅠA族，Mg、Ca属于ⅡA族，Al属于ⅢA族，Si属于ⅣA 族，O属于ⅥA族，共7种，Th(钍)、U(铀)、Fe、Ti(钛)、Mn、Cr(铬)、Gd(钆)均为过渡元素。 3．已知a A n＋、b B(n＋1)＋、c C n－、d D(n＋1)－是具有相同电子层结构的离子，下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是() A．离子半径：A n＋>B(n＋1)＋>C n－>D(n＋1)－ B．原子序数：b>a>c>d C．原子半径：D>C>B>A D．四种元素一定均属于短周期元素 解析：选B由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知 四种元素在周期表中的位置关系如图。A项，具有相同电子层结构 的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：D(n＋1)－>C n－>A n ＋>B(n＋1)＋；B项，原子序数：b>a>c>d；C项，原子半径：A>B>D>C；D项，四种元素也可以为长周期元素。 4．下列有关元素周期表的说法中，正确的是() A．能形成碱的金属元素都在第ⅠA族 B．原子序数为14的元素位于元素周期表的第三周期第ⅥA族 C．稀有气体元素原子的最外层电子数为2或8 D．元素周期表有18个纵行，分列16个族，即7个主族、8个副族和1个0族 解析：选C能形成碱的金属元素可能位于第ⅠA族，也可能位于其他族，如钙、钡等，A错误；原子序数为14的元素位于元素周期表的第三周期第ⅣA族，B错误；稀有气体元素中He原子的最外层电子数为2，其余原子最外层都有8个电子，C正确；元素周期 课题：元素周期律 概述 本节内容选自高等教育出版社中等职业教育课程改革国家规划新教材化学（通用类）第一章《物质的结构及变化》第一节第二个标题。物质结构和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论基础，是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导，因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点，元素周期律的导出以理论为指导，以事实为依据；元素周期律知识的得出，不仅有理论推导，还通过比较同周期元素的性质对理论推导进行了验证。而且，理论推导也从陈述式改为由学生自己进行探索的方式进行，因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，采取综合列表、讨论的方法，让学生通过讨论并运用初中学过的知识，从中总结出规律性。 教学目标分析： 1、知识与技能目标： （1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。 （2）认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 2、过程和方法目标： （1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。 （2）培养学生的逻辑推理能力。 3、情感态度与价值观目标： （1）使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。 （2）通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。 学习者特征分析 本节课的教学对象是高一学生，对事物的变化规律有一定的认识，思维活跃，想象力丰富；对于探索未知的宏观世界有浓厚的兴趣，他们在学习了碱金属元素和卤素的基础上，进一步学习元素周期律，感到熟悉，概括性强，学习这部分内容只需要具备分析问题，解决问题，类比推理的能力 教学重点： 1、原子的核外电子排布和元素主要性质的周期性变化规律。 2、元素周期律的实质。 教学难点： 元素主要性质的周期性变化规律和元素周期律的实质 高三化学一轮复习导学案 元素周期律、元素周期表【基础知识回顾】 一、元素周期表： （1）编排原则 ①按原子序数递增的顺序从到、从到编排。 ②将电子层数相同的各种元素从到排成横行（周期），共有横行 ③将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从到排成纵行，共有纵行。 （2）元素周期表的结构 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．． （3）．相互关系 原子序数＝________数＝________数＝核外________数。 问题思考 1．(1)最外层电子数是2的元素都是第ⅡA族吗 (2)同周期第ⅡA和第ⅢA族元素的原子序数一定相差1吗 问题思考 2.观察元素周期表，确认每一纵行各代表哪一族，如：按从左右的顺序排列，第3纵列是______族，第15纵行是____族，第9纵列是____族，ⅤB族在第____纵列，ⅢA族处于____纵列等。→右的顺序排列，第3纵列是______族，第15纵行是____族，第9纵列是____族，ⅤB族在第____纵列，ⅢA族处于____纵列等。 3．若某离子最外层电子数与次外层电子数相同，则它位于元素周期表的什么位置4．电子层结构相同的离子，它们一定位于同一周期吗 二、元素的性质与原子结构 1、碱金属元素 名称和符号锂（Li）钠(Na)钾(K)铷(Rb)铯Cs 结构原子序数311193755原子结构简 图 主要化合价+1+1+1+1+1相同点 不同点 原子半径 离子半径 金属活动性 单质还原性 阳离子氧化 性 物 性 颜色和状态___________固体（_________略有金色光泽） 化学性质跟氧气反应 2Li+O2=2LiO4Na+O2=2Na2O 2Na+O2Na2O2 生成更复杂 的氧化物 生成更复杂 的氧化物 生成更复 杂的氧化 物 跟卤素反应2M+X2=2M X(M、X2表示碱金属、卤素，以下同) 与水反应2M+2H 2O=2MOH+H2 ↑反应剧烈程度：____________ 与酸反应2M+2H+=2M++H 2 ↑ 原子结构与元素性质的周期性 [考试目标] (1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 (2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (3)以ⅠA 和ⅦA 族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 (5)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(选考内容) [要点精析] 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律 一、电子排布的周期性： 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 最外层电子数 由1→8 相同 特征电子排布 从ns 1→ns 2 np 6 相同（ns 1～2或ns 2np 1～6) 周期、族与电子层构型 S 区元素价电子特征排布为ｎS 1~2 p 区元素特征电子排布为ns 2np 1~6 ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d 1~10ns 1~2；最高能级组中的电子总数=族数 ds 区元素特征电子排布为(n-1)d 10ns 1~2； 最外层电子数=族数 二、元素性质的周期性 元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下） 最外层电子数 逐渐增多（1e —→8e —） 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 最高正价逐渐增大（＋1→＋7） 最低负价＝－(8－主族序数) 最高正价、最低负价相同 （除F 、O 外） 最高正价＝主族序数 最高价氧化物对应碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子数=主族序数 元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 元素周期表与元素周期律专题复习 【考点突破】 一、高考风向标 物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。在选择题中，主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、晶体的结构和性质、新发现的元素等。在非选择题中，主要考查元素的推断，物质的结构、性质、位置三者的关系。在高考卷中，本部分试题一般3个左右，分值为25分（03年，3道27分；04，2道12分；05年，三套试题中：第I套3道27分；第II套3道25分；第III套没有出现）由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结，同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义，所以我们在复习本章知识时，一定要注意总结规律、找出特例，明确失分点及其产生的原因，有目的、有针对性地进行复习。 可以预测2006年高考试题中，元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据，对这三者的关系，高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查，此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。 二、高考考点逐个突破 1. 考查原子结构 例1. （05上海高考）下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（） A. D3O+ B. Li+ C. OD- D. OH- 解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电子数；对于阴离子，质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D，但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D 评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说，质子数与电子数相等；对于阳离子来说，质子数大于电子数；对于阴离子来说，质子数小于电子数。至于质子数与中子数的关系，必须知道粒子的质子数和质量数，只要有一个不清楚，二者的关系就不能确定。 2. 考查原子半径 例2. （02江苏综合）下列叙述正确的是（） A. 同周期元素中VIIA族元素的原子相对质量大 B. VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C. 室温时，零族元素的单质都是气体 D. 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 解析：此题主要考查元素周期表中，同周期同主族元素性质的一些递变规律，在同周期中零族元素的原子半径最大，而在同主族中，半径越大，越难得到电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等，如IV A族铅形成的Pb2+。答案为C。 评析：对于同主族元素来说，从上到下，原子半径及相对应的离子半径依次增大；总的来说，相对原子质量依次增大；零族元素的单质全部为气体，IIA族、IIIA族、IV A族元素的单质全部为固体，V A、VIA族元素中只有氮气和氧气常温下呈气态（其余都为固态），VIIA族元素的单质既有气体、液体、还有固体。元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版
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